II. ESTADOS DE AGREGACIÓN. TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR

Transcripción

1 II. ESTADOS DE AGREGACIÓN. TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR 1

2 Índice 1. Los estados de agregación de la materia 2. Los gases y la teoría cinética 3. Las leyes de los gases 4. La teoría cinético-molecular 2

3 1 Los estados de agregación de la materia Estados de la materia Propiedad Sólido Líquido Gaseoso Forma Propia Se adapta al recipiente Se adapta al recipiente Volumen Propio Propio Ocupa el del recipiente Rigidez Rígido Fluido Fluido Expansión/ dilatación Pequeña Pequeña Expansión ilimitada Compresibilidad Prácticamente nula Prácticamente nula Muy elevada Densidad Alta Media Baja 3

4 1 Los estados de agregación de la materia Sublimación Fusión Vaporización L F Sólido Líquido Gaseoso L V Solidificación Licuación Sublimación inversa 4

5 Curva de calentamiento II. ESTADOS DE AGREGACIÓN. TCM 1 Los estados de agregación de la materia T Calor latente de fusión (L F ) es la energía que hay suministrar a 1 kg de sustancia sólida pura para que pase a estado líquido. Mientras dura el cambio de estado, la temperatura permanece constante! t Calor latente de vaporización (L V ) es la energía que hay suministrar a 1 kg de sustancia líquida pura para que pase a estado vapor. 5

6 2 Los gases y la teoría cinética La TCM explicaba satisfactoriamente las leyes de los gases y dotaba de sentido físico a los conceptos de presión y temperatura. Experiencia de Torricelli Manómetros Tubo lleno de mercurio cerrado abierto 760 mm! " #$ % #$! & 1, ,01310 La unidad de presión en el S.I. es el pascal (Pa): 1 1 ' ( 6

7 2 Los gases y la teoría cinética EJERCICIO 1 Si utilizáramos agua en lugar de mercurio, qué altura mínima debería tener el tubo del experimento de Torricelli para soportar la presión normal de 1 atm? EJERCICIO 2 Calcula el valor de la presión atmosférica en Pa un día en el que el barómetro indica una altura de mercurio de 700 mmhg 7

8 3 Las leyes de los gases 3.1. Ley de Boyle P V A temperatura constante, el volumen que ocupa una masa de gas es inversamente proporcional a la presión que ejerce dicho gas sobre las paredes del recipiente que lo contiene. ) * + ) + ( ) ( 8

9 3 Las leyes de los gases EJERCICIO 3 Calcula la presión ejercida por 2,5 L de un gas ideal si se sabe que a la misma temperatura y a 5 atm ocupa un volumen de 100 ml. EJERCICIO 4 Si la presión de 10 L de hidrógeno se triplica a temperatura constante, en qué porcentaje cambiará el volumen? 9

10 3.2. Leyes de Charles y Gay-Lussac II. ESTADOS DE AGREGACIÓN. TCM 3 Las leyes de los gases ) ), 1! - 273,15 ) + + ) ( ( A presión constante, el volumen de una masa de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta. -273,15 ºC V T William Thomson, conocido como lord Kelvin observó que al prolongar las distintas rectas hasta un hipotético volumen cero, todas se encontraban en un punto común: -273,15 ºC, que se conoce como 0 K. -!273,15 10

11 3.2. Leyes de Charles y Gay-Lussac II. ESTADOS DE AGREGACIÓN. TCM 3 Las leyes de los gases, 1! - 273, ( ( A volumen constante, la presión de una masa de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta. P -!273,15-273,15 ºC T 11

12 3 Las leyes de los gases EJERCICIO 5 A una temperatura de 25 ºC una masa de gas ocupa un volumen de 150 cm 3. Si a presión constante se calienta hasta 90 ºC, cuál será el nuevo volumen? 12

13 3.3. Ley de los gases ideales II. ESTADOS DE AGREGACIÓN. TCM 3 Las leyes de los gases Los gases que cumplen perfectamente las leyes de Boyle y de Charles y Gay-Lussac reciben el nombre de gases ideales. P 1 er proceso (12) + ) + ( ) 2 º proceso (23) ) + ) ( ( ) 0 ) ( + ( + ) + ( ) ( + ( ( ) ( ) + ) 0 1 ( + V + ) + + () ( ( 13

14 3.3. Ley de los gases ideales Ecuación general de los gases II. ESTADOS DE AGREGACIÓN. TCM 3 Las leyes de los gases Para 1 mol de sustancia gaseosa ) 2 2 0, , %5 2 1, Para n moles de sustancia gaseosa ) 92 ) 92 Para comparar cantidades de gas, se ha establecido una temperatura y una presión universales. Son 0 ºC (273,15 K) para la temperatura y 1 atm para la presión; a esto se llama condiciones normales (cn). 14

15 3 Las leyes de los gases EJERCICIO 6 Un gas ideal a 30 ºC y 0,5 atm de presión ocupa un volumen de 50,5 L. Qué volumen ocupará a 1 atm de presión y 0 ºC de temperatura? EJERCICIO 7 Pueden 2 L de un gas ideal, a 20 ºC y 2 atm de presión, ocupar un volumen de 3 L si modificamos las condiciones hasta 4 atm y 606 ºC? EJERCICIO 8 Qué presión ejercen 20 g de metano (CH 4 ) que se encuentran contenidos en un recipiente de cm 3 si la temperatura es de 60 ºC? EJERCICIO 9 Se sabe que cierta cantidad d gas ideal a 20 ºC ocupa un volumen de 10 L cuando el manómetro indica 780 mmhg. Calcula: a) La cantidad de gas en mol; b) El número de partículas gaseosas allí existentes; c) El volumen que ocuparía en condiciones normales. 15

16 3 Las leyes de los gases 3.4. Ley de Dalton para presiones parciales En una mezcla de gases ideales, cada gas ejerce una presión parcial igual a la que ejercería si él solo ocupase todo el volumen a la misma temperatura, y la presión total de la mezcla coincide con la suma de las presiones parciales de todos los gases que la componen ) ( 9 (2 ) ) De la ecuación general de los gases: 2 ) 9 : : ( 9 ( 9 : : +! (! :! 9 ( 9 :! : 9 +!9 (!9 7 9 : P 16

17 3 Las leyes de los gases EJERCICIO 10 Se mezclan 1 L de oxígeno (O 2 ) y 4 L de nitrógeno (N 2 ) a 1 atm y 25 ºC. Sabiendo que la temperatura es constante, calcula la presión ejercida por cada uno de los gases considerando que se comportan como gases ideales. EJERCICIO 11 Calcula las presiones parciales que ejercen cada uno de los gases de una mezcla formada por 4 g de hidrógeno (H 2 ) y 8 g de oxígeno (O 2 ) si el manómetro instalado en el recipiente marca 2 atm. 17

18 4 Teoría cinético-molecular (TCM) A mediados del siglo XIX, Joule, Clausius, Maxwell y Boltzman ampliaron la teoría atómico-molecular y surgió la teoría cinético-molecular: 1. Los gases están formados por partículas (átomos o moléculas). El tamaño de estas es despreciable en relación con las distancias que las separan, de modo que las interacciones entre ellas pueden despreciarse. 2. Las moléculas del gas se mueven de forma continua y al azar, chocando entre sí y con las paredes del recipiente que las contiene. 3. Los choques que se originan son completamente elásticos, es decir, no hay variación en su energía cinética. 4. La energía cinética media de las moléculas gaseosas es directamente proporcional a la temperatura de la muestra. <= AB 18

19 4.1. Justificación de las propiedades de los gases Justificación de la ley de Boyle II. ESTADOS DE AGREGACIÓN. TCM 4 Teoría cinético-molecular (TCM) A temperatura constante, al comprimir un gas y reducir su volumen, la velocidad media se mantiene constante, pero el número de choque con las paredes aumenta. Justificación de las leyes de Charles y Gay-Lussac A presión constante, al calentar un gas aumenta la velocidad media y, por tanto, el número de choques con las paredes. Como la presión externa permanece constante, el gas debe reducir su presión aumentando el volumen. 19

20 4 Teoría cinético-molecular (TCM) 4.1. Justificación de las propiedades de los gases Justificación de las leyes de Charles y Gay-Lussac A volumen constante, al calentar un gas, aumenta la velocidad media de las partículas y por tanto el número de choques con las paredes del recipiente, aumentando así la presión. Justificación de la ley de Dalton para las presiones parciales Como el tamaño de las partículas es despreciable frente al volumen del recipiente, en una mezcla de varios gases cada gas se comporta como si estuviese solo en el recipiente, ejerciendo su propia presión parcial. 20

21 4 Teoría cinético-molecular (TCM) 4.2. Justificación de las propiedades de los líquidos Las interacciones entre las partículas provocan el fenómeno llamado viscosidad (resistencia a la fluidez). A cierta temperatura, algunas moléculas del líquido alcanzan la energía cinética necesaria para escapar de la superficie del líquido: evaporación. Muchas partículas que escapan de la superficie libre del líquido chocan entre sí, con otras y con superficie frías: se condensan. Si el recipiente está cerrado alcanzan un equilibrio entre las partículas que pasan al estado vapor y viceversa. 21

22 4 Teoría cinético-molecular (TCM) 4.2. Justificación de las propiedades de los líquidos Presión de vapor y temperatura de ebullición Cuando a un determinada temperatura existe un equilibrio entre las moléculas de líquido que escapan y las de gas que pasan a la fase líquida, la presión que se mide es la presión de vapor. La temperatura de ebullición de un líquido es aquella para la cual la presión de vapor es igual a la presión exterior (la atmosférica en recipientes abiertos). 22

23 4 Teoría cinético-molecular (TCM) 4.3. Justificación de las propiedades de los sólidos Presión de vapor y temperatura de fusión Al disminuir la temperatura de un líquido, disminuye la energía cinética de las partículas y aumentan las fuerzas de interacción, que acaban adoptando posiciones fijas. De ahí a que los sólidos tengan forma y volumen propios. A presión constante, si se aumenta la temperatura, el sólido pierde su rigidez y funde. De la superficie del sólido pueden escapar partículas con energía suficiente, presión del vapor, que puede superar a la atmosférica (sublimación). 23

24 4 Teoría cinético-molecular (TCM) 4.4. Justificación de los cambios de estado 24